Desenhe as estruturas de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas. Identifique aqueles que não obedecem à regra do octeto e explique por que isso ocorre. (a) CO3^2-; (b) BH3; © I3^-; (d) GeF4; (e) AsF6^-.

Passo 1

Beleza, vamos lá! A gente tem um exercício que pede para desenhar as estruturas de Lewis de algumas moléculas e íons: CO3^2-, BH3, I3^-, GeF4 e AsF6^-. A matéria aqui é sobre estruturas de Lewis e a regra do octeto. Vamos precisar saber como contar os elétrons de valência, distribuir esses elétrons para formar ligações e verificar se cada átomo tem 8 elétrons ao seu redor.

Passo 2

Vamos começar com o íon sulfato, mas como o exercício não inclui ele, vamos direto para os itens pedidos. Primeiro, vamos ver como desenhar a estrutura de Lewis para cada uma das espécies listadas.

Passo 3

(a) CO3^2-

  1. Contar os elétrons de valência:
    • Carbono © tem 4 elétrons de valência.
    • Cada oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência.
    • Como são 3 oxigênios: 3 times 6 = 18.
    • O íon tem uma carga de 2-, então adicionamos 2 elétrons.
    • Total: 4 + 18 + 2 = 24 elétrons.
  2. Desenhar a estrutura inicial:
    • Colocar o carbono no centro e ligar aos três oxigênios.
  3. Distribuir os elétrons:
    • Cada ligação C-O usa 2 elétrons.
    • 3 ligações: 3 times 2 = 6 elétrons.
    • Restam 24 - 6 = 18 elétrons para os pares solos.
  4. Completar os octetos:
    • Distribuir os 18 elétrons restantes nos oxigênios.
    • Cada oxigênio já tem 2 elétrons nas ligações, então precisam de mais 6 para completar o octeto.
  5. Verificar a regra do octeto:
    • O carbono está no centro com 6 elétrons ao redor (três ligações simples).
    • Para completar, formamos ligações duplas com um dos oxigênios.
    • A estrutura final tem ressonância, onde as ligações duplas se alternam entre os oxigênios.
Observação: O carbono inicialmente não completa o octeto, mas ao formar ligações duplas, todos os átomos alcançam o octeto.

Passo 4

(b) BH3

  1. Contar os elétrons de valência:
    • Boro (B) tem 3 elétrons de valência.
    • Cada hidrogênio (H) tem 1 elétron de valência.
    • Total: 3 + (3 times 1) = 6 elétrons.
  2. Desenhar a estrutura inicial:
    • Colocar o boro no centro e ligar aos três hidrogênios.
  3. Distribuir os elétrons:
    • Cada ligação B-H usa 2 elétrons.
    • 3 ligações: 3 times 2 = 6 elétrons.
    • Todos os elétrons estão usados.
  4. Verificar a regra do octeto:
    • Cada hidrogênio tem 2 elétrons (aula completa).
    • O boro tem apenas 6 elétrons ao seu redor.
Conclusão: BH3 não obedece à regra do octeto porque o boro fica com apenas 6 elétrons. Isso ocorre porque o boro é um elemento que frequentemente forma compostos com menos de 8 elétrons ao redor.

Passo 5

© I3^-

  1. Contar os elétrons de valência:
    • Iodo (I) tem 7 elétrons de valência.
    • Como são 3 iodos: 3 times 7 = 21.
    • O íon tem uma carga de 1-, então adicionamos 1 elétron.
    • Total: 21 + 1 = 22 elétrons.
  2. Desenhar a estrutura inicial:
    • Colocar um iodo central e os outros dois ligando a ele.
  3. Distribuir os elétrons:
    • Cada ligação I-I usa 2 elétrons.
    • 2 ligações: 2 times 2 = 4 elétrons.
    • Restam 22 - 4 = 18 elétrons para os pares solos.
  4. Completar os octetos:
    • Distribuir os 18 elétrons nos três iodos.
    • Cada iodo gera pares solos ao redor.
  5. Verificar a regra do octeto:
    • O iodo central tem 8 elétrons (três pares solos e duas ligações).
    • Os iodos laterais têm 8 elétrons cada.
Conclusão: I3^- obedece à regra do octeto para todos os átomos.

Passo 6

(d) GeF4

  1. Contar os elétrons de valência:
    • Germânio (Ge) tem 4 elétrons de valência.
    • Cada flúor (F) tem 7 elétrons de valência.
    • Como são 4 flúores: 4 times 7 = 28.
    • Total: 4 + 28 = 32 elétrons.
  2. Desenhar a estrutura inicial:
    • Colocar o germânio no centro e ligar aos quatro flúores.
  3. Distribuir os eletrões:
    • Cada ligação Ge-F usa 2 elétrons.
    • 4 ligações: 4 times 2 = 8 elétrons.
    • Restam 32 - 8 = 24 elétrons para os pares solos.
  4. Completar os octetos:
    • Distribuir os 24 elétrons nos flúores.
    • Cada flúor já tem 2 elétrons nas ligações, então precisam de mais 6 para completar o octeto.
  5. Verificar a regra do octeto:
    • O germânio tem 8 elétrons ao seu redor (quatro ligações simples).
    • Cada flúor tem 8 elétrons.
Conclusão: GeF4 obedece à regra do octeto para todos os átomos.

(e) AsF6^-

  1. Contar os elétrons de valência:
    • Arsênico (As) tem 5 elétrons de valência.
    • Cada flúor (F) tem 7 elétrons de valência.
    • Como são 6 flúores: 6 times 7 = 42.
    • O íon tem uma carga de 1-, então adicionamos 1 elétron.
    • Total: 5 + 42 + 1 = 48 elétrons.
  2. Desenhar a estrutura inicial:
    • Colocar o arsênico no centro e ligar aos seis flúores.
  3. Distribuir os elétrons:
    • Cada ligação As-F usa 2 elétrons.
    • 6 ligações: 6 times 2 = 12 elétrons.
    • Restam 48 - 12 = 36 elétrons para os pares solos.
  4. Completar os octetos:
    • Distribuir os 36 elétrons nos flúores.
    • Cada flúor já tem 2 elétrons nas ligações, então precisam de mais 6 para completar o octeto.
  5. Verificar a regra do octeto:
    • O arsênico tem 12 elétrons ao seu redor (seis ligações simples).
    • Isso excede o octeto.
Conclusão: AsF6^- não obedece à regra do octeto porque o arsênico possui mais de 8 elétrons ao seu redor. Isso acontece porque elementos como o arsênico podem expandir seu octeto usando orbitais d disponíveis.

Resposta

As estruturas de Lewis ficaram assim:
  • (a) CO3^2-: Carbono central com três oxigênios ligados, uma das ligações é dupla em ressonância. Obedece à regra do octeto.
  • (b) BH3: Boro no centro ligado a três hidrogênios, com apenas 6 elétrons ao redor do boro. Não obedece à regra do octeto.
  • © I3^-: Iodo central ligado a dois iodos com pares solos. Obedece à regra do octeto.
  • (d) GeF4: Germânio central ligado a quatro flúores, todos com octetos completos. Obedece à regra do octeto.
  • (e) AsF6^-: Arsênico central ligado a seis flúores, com 12 elétrons ao redor do arsênico. Não obedece à regra do octeto.

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